Escreva a estrutura de Lewis (e formula estrutural) mais estável para os compostos: Ácido sulfúrico, Ácido nítrico, Ácido carbônico, Ácido perclórico e Ácido sulfídrico. Justifique.

Passo 1

O que o enunciado pede: para cada um dos compostos abaixo eu devo fornecer a estrutura de Lewis mais estável e a fórmula estrutural (ou representação que mostre ligações e cargas). Compostos a analisar:
\mathrm{H_2SO_4} (ácido sulfúrico),
\mathrm{HNO_3} (ácido nítrico),
\mathrm{H_2CO_3} (ácido carbônico),
\mathrm{HClO_4} (ácido perclórico),
\mathrm{H_2S} (ácido sulfídrico).
Informações dadas (implícitas no enunciado):
  • São moléculas neutras (ácidos na forma protonada).
  • Quero a estrutura de Lewis (lone pairs, ligações, cargas formais) e a justificativa da estabilidade (por exemplo: minimização de cargas formais, respeito à regra do octeto, ressonância, possibilidade de expansão do octeto para elementos do 3º período).

Passo 2

Breve revisão dos conceitos que vou usar (aula rápida, passo a passo, sem pular etapas).
  1. Regra do octeto: átomos do 2º período (C, N, O) normalmente buscam 8 elétrons ao redor (contando pares de ligação e pares isolados). Elementos do 3º período (S, P, Cl) podem expandir o octeto usando orbitais d disponíveis — então podem ter mais de 8 elétrons ao redor.
  2. Cálculo de elétrons de valência totais: some os elétrons de valência de cada átomo (H = 1, C = 4, N = 5, O = 6, S = 6, Cl = 7). Esses elétrons serão distribuídos em ligações (cada ligação simples usa 2 elétrons) e em pares isolados.
  3. Carga formal (fórmula e ideia): a carga formal facilita escolher a estrutura mais estável. Fórmula
\text{carga formal} = \text{(elétrons de valência do átomo)} - \big(\text{elétrons não-ligantes} + \tfrac{1}{2}\text{elétrons ligantes}\big).éêáéãé
Princípios para estabilidade: prefira estruturas que minimizem as cargas formais absolutas e que coloquem carga negativa em átomos mais eletronegativos (p.ex. O em vez de S ou N). Ressonância estabiliza quando carga negativa é deslocalizada em átomos eletronegativos.

Passo 3

Como desenhar estruturas (metodologia prática):
  1. Escolha esqueleto (átomo menos eletronegativo costuma ser central; H sempre terminal).
  2. Ligue átomos com ligações simples.
  3. Subtraia elétrons usados pelas ligações do total de elétrons de valência.
  4. Distribua pares isolados primeiro nos átomos mais eletronegativos para completar octeto.
  5. Se algum átomo (especialmente C, N, O) ficar com menos que 8, formam-se ligações múltiplas (dupla/tripla) transformando pares isolados em ligações.
  6. Calcule cargas formais e, se possível, altere ligações para minimizar cargas formais e colocá-las em átomos mais apropriados.
Vou aplicar esse procedimento a cada ácido, explicando cada passo com contas e justificativas.

Passo 4

Ácido sulfúrico \mathrm{H_2SO_4}: determinação passo a passo.
  1. Elétrons de valência: \mathrm{S}=6, cada \mathrm{O}=6 (4 \times 6 = 24), cada \mathrm{H}=1 (2 \times 1 = 2). Total =6+24+2=32 elétrons de valência.
  2. Esqueleto: \mathrm{S} central ligado a quatro \mathrm{O}; dois desses \mathrm{O} ligados a \mathrm{H} (são grupos \mathrm{OH}). Esqueleto: \mathrm{H-O-S-O-H} com duas outras O ao redor.
  3. Começo com ligações simples: S–O (4 ligações simples) e dois O–H. Ligações usam 5 ligações simples = 5\times2=10 elétrons. Restam 32-10=22 elétrons para pares isolados.
  4. Distribuo pares isolados nos oxigênios (mais eletronegativos). Cada O precisa completar octeto. Se deixarmos todas O como ligadas por simples a S e completarmos octeto com pares, o S teria apenas 8 elétrons? Vamos testar: Se todos O tiverem 3 pares isolados além do par ligado (no caso dos O ligados a H, cada O tem 2 pares não-ligantes), o cálculo de cargas formais dá cargas altas. Em vez disso, devemos formar duplas ligações S=O em alguns oxigênios para reduzir cargas formais.
  5. Estrutura candidata estável: S ligado a duas O por ligações duplas (S=O) e a duas O por ligações simples, cada uma dessas últimas com um H (OH). Vamos checar octetos e cargas formais.
  • Verificação do octeto:
    • Cada O duplamente ligada: tem 2 pares isolados + ligação dupla → octeto OK.
    • Cada O em OH: tem 2 pares isolados + ligações simples a S e H → octeto OK.
    • S: tem 4 ligações (duas duplas + duas simples). Contagem de elétrons ao redor de S = 2\times(4\text{e}) + 2\times(2\text{e}) = 12 elétrons — ou seja, S tem 12 elétrons (expansão do octeto), o que é permitido para S (3º período).
  • Cálculo de cargas formais:
    • S: valência 6. Não-ligantes =0. Elétrons ligantes =12. \text{CF}(S)=6-(0+12/2)=6-6=0.
    • O duplo: valência 6, não-ligantes =4, ligantes =4. \text{CF}=6-(4+4/2)=6-(4+2)=0.
    • O em OH: valência 6, não-ligantes =4, ligantes =4 (uma ligação com S e uma com H contadas juntas). \text{CF}=6-(4+4/2)=6-(4+2)=0. H tem \text{CF}=+1- (0+2/2)=0.
    • Resultado: todas cargas formais zero. Excelente — estrutura muito estável.
  1. Conclusão para \mathrm{H_2SO_4}: a estrutura mais estável tem S central com duas ligações duplas S=O e duas ligações simples S–O–H (dois grupos OH). Essa distribuição minimiza cargas formais (todas zero) e utiliza a capacidade do S de expandir o octeto.

Passo 5

Ácido nítrico \mathrm{HNO_3}: passo a passo.
  1. Elétrons de valência: \mathrm{N}=5, \mathrm{H}=1, \mathrm{O}=6 (3 \times 6 = 18). Total =5+1+18=24 elétrons.
  2. Esqueleto: N central ligado a três O; um desses O ligado a H (OH). Esqueleto: \mathrm{HO-O-N-O} (mais precisamente \mathrm{H-O-N-O-O} com N central e três O ao redor).
  3. Começo com ligações simples: N–O (3 ligações) e O–H (1 ligação). Ligações = 4 → 4\times2=8 elétrons usados. Restam 24-8=16 elétrons.
  4. Distribuo pares isolados nos O para completar octetos. Se deixarmos todas ligações simples, teremos carga negativa em oxigênio(s) e íon desequilibrado internamente. Uma alternativa com melhores cargas formais é formar uma dupla ligação N=O em um dos oxigênios que não tem H.
  5. Estrutura canônica (mais estável como mistura de ressonância): N ligado a um O por dupla (N=O), ligado a outro O por dupla (ou melhor: há ressonância entre duas formas), e ligado ao O–H por ligação simples. Contudo é importante notar que N não pode ter 10 elétrons (não costuma expandir octeto), então a melhor descrição é: N com uma dupla e duas ligações simples, mas com cargas formais distribuídas — a ressonância entre as duas não-protonadas O distribui a carga negativa.
Construa uma forma detalhada:
  • Uma forma: \mathrm{O=N^{+}-O^{-}} com o terceiro O sendo \mathrm{OH}. Neste desenho, N tem carga formal +1, um dos oxigênios não protonados tem carga -1, e o OH é neutro. Há ressonância trocando qual O carrega a carga negativa entre os dois O não protonados.
  1. Verificação:
  • N (com uma dupla e duas simples): CF =5-(0+8/2)=5-4=+1.
  • O duplo: CF =6-(4+4/2)=6-(4+2)=0.
  • O ligado a H (OH): CF =6-(4+4/2)=0.
  • O simples não protonado: CF =6-(6+2/2)=6-(6+1)=-1.
    Soma das cargas: +1 + 0 + 0 -1 = 0. Ressonância entre as duas possíveis localizações da dupla/charges (troca do duplo entre as duas O não protonadas) delocaliza a carga negativa e torna a espécie mais estável.
  1. Conclusão para \mathrm{HNO_3}: a estrutura mais estável é aquela onde N está ligado a três O, com um O protonado (OH), e o par restante de não-protonados forma ressonância em que a carga negativa é delocalizada; formalmente descrevemos como uma ressonância entre
    \mathrm{HO-N^{+}(=O)-O^{-}} e \mathrm{HO-N^{+}-O(=O)^{-}}. Essa escolha minimiza energia por delocalização da carga negativa e cumpre o octeto em N (N tem 8 elétrons: uma dupla + duas simples).

Passo 6

Ácido carbônico \mathrm{H_2CO_3}: passo a passo.
  1. Elétrons de valência: \mathrm{C}=4, \mathrm{H}=1 (2 \times 1 = 2), \mathrm{O}=6 (3 \times 6 =18). Total =4+2+18=24.
  2. Esqueleto: C central ligado a três O; dois desses O ligados a H (dois grupos OH) ou mais precisamente: \mathrm{HO-C(=O)-OH} é a forma típica proposta.
  3. Tentativa de estrutura: C=O (uma dupla) e duas C–O–H (duas ligações simples para OH). Ligações: C faz 3 ligações (uma dupla + duas simples) → C tem 4 pares de ligação totalizando 8 elétrons (octeto completo). Distribuo pares isolados nos O:
  • O carbonílico (C=O) terá 2 pares isolados,
  • cada O–H terá 2 pares isolados.
  1. Cálculo de cargas formais:
  • C: valência 4, não-ligantes 0, ligantes 8 elétrons → CF =4-(0+8/2)=4-4=0.
  • O carbonílico: CF =6-(4+4/2)=6-(4+2)=0.
  • O em OH: CF =6-(4+4/2)=0, H neutro.
Resultado: todas cargas formais zero. Não há necessidade de recorrer a ressonância significativa para estabilizar (não há carga a deslocalizar). A estrutura \mathrm{HO-C(=O)-OH} é a mais estável.
  1. Conclusão para \mathrm{H_2CO_3}: a melhor estrutura tem um carbono carbonílico ( C=O) e dois grupos \mathrm{OH}. É a forma canônica com tudo neutro e octeto respeitado.

Passo 7

Ácido perclórico \mathrm{HClO_4}: passo a passo.
  1. Elétrons de valência: \mathrm{Cl}=7, \mathrm{H}=1, \mathrm{O}=6 (4 \times 6 =24). Total =7+1+24=32 elétrons.
  2. Esqueleto: \mathrm{Cl} central ligado a quatro oxigênios; um desses O está protonado (OH). Esqueleto: \mathrm{HO-Cl(O)_3}.
  3. Distribuição inicial: se colocarmos apenas ligações simples, teríamos muitas cargas negativas nos O; melhor é formar ligações múltiplas (dobras) entre Cl e alguns O. Cl é do 3º período, pode expandir seu octeto, então pode formar ligações duplas com alguns O sem problema.
  4. Estrutura usual e mais estável: uma representação prática é Cl ligado por três duplas (Cl=O) e por uma ligação simples a \mathrm{OH} (Cl–O–H). Vamos checar cargas formais:
  • Cl: valência 7. Ligantes: três duplas (3×4 e-) + uma simples (2 e-) totalizando 14 elétrons ligantes; não-ligantes 0. CF =7-(0+14/2)=7-7=0.
  • O dupla: cada uma CF =6-(4+4/2)=6-(4+2)=0.
  • O em OH: CF =6-(4+4/2)=0 (o H compensa).
  • H: neutro.
  1. Observação sobre ressonância: quando a molécula perde o H (na base conjugada \mathrm{ClO_4^-}, o íon perclorato), a carga negativa fica completamente deslocalizada entre os quatro oxigênios por ressonância. Na molécula protonada \mathrm{HClO_4}, a estrutura com três Cl=O e uma Cl–O–H é a melhor representação canônica porque minimiza as cargas formais e aproveita a capacidade de expansão do octeto do Cl.
  2. Conclusão para \mathrm{HClO_4}: estrutura com \mathrm{Cl} central, três ligações duplas \mathrm{Cl=O} e uma ligação simples \mathrm{Cl-OH} (ou, equivalente, uma forma em que o caráter de ligação é distribuído por ressonância nos oxigênios quando desprotonado). Essa estrutura minimiza cargas formais.

Passo 8

Ácido sulfídrico \mathrm{H_2S} (ácido sulfídrico / sulfureto de hidrogênio): passo a passo.
  1. Elétrons de valência: \mathrm{S}=6, \mathrm{H}=1 (2 \times 1 = 2). Total =6+2=8 elétrons.
  2. Esqueleto: S central ligado a dois H: \mathrm{H-S-H}.
  3. Ligações simples S–H (2 ligações) usam 2\times2=4 elétrons. Restam 8-4=4 elétrons para pares isolados; esses ficam como dois pares isolados sobre o S.
  4. Octeto: S possui 2 ligações (4 elétrons) + 4 elétrons não-ligantes = 8 elétrons → octeto satisfeito (S tem dois pares isolados e duas ligações). Cálculo de cargas formais: S e H têm CF zero.
  5. Geometria (rápida): molécula angular (análoga à água), com ângulo H–S–H ≈ 92^\circ (menor que em água porque S é maior e pares isolados ocupam mais espaço). Esta informação geométrica explica propriedades físicas (p.ex. polaridade).
  6. Conclusão para \mathrm{H_2S}: estrutura simples com S central, duas ligações S–H e dois pares isolados em S, todas cargas formais zero — é a estrutura mais estável.

Passo 9

Resumo/justificativas finais das escolhas (regra prática e por que essas são as mais estáveis):
  • Minimização de cargas formais é o critério principal: estruturas onde as cargas formais são zero ou pequenas e onde cargas negativas ficam em átomos eletronegativos (O) são preferidas.
  • Para elementos do 3º período (S, Cl) é aceitável expandir o octeto; isso permite formar ligações múltiplas que minimizam cargas formais (ex.: \mathrm{H_2SO_4}, \mathrm{HClO_4}).
  • Ressonância estabiliza estruturas que, sem ela, teriam cargas localizadas (ex.: \mathrm{HNO_3} com carga negativa nos oxigênios não protonados; no ânion perclorato \mathrm{ClO_4^-} a carga é completamente deslocalizada).
  • Para átomos do 2º período (C, N, O) evita-se exceder o octeto; por isso em \mathrm{HNO_3} a melhor representação envolve N com formal +1 e oxigênios que compartilham a carga negativa por ressonância, e em \mathrm{H_2CO_3} a forma com um C=O e dois O–H é neutra e ótima.

Resposta

\mathrm{H_2SO_4:} estrutura com \mathrm{S} central, duas ligações duplas \mathrm{S=O} e duas ligações simples \mathrm{S–O–H} (dois grupos \mathrm{OH}); todas as cargas formais zero. Fórmula estrutural: \mathrm{HO-S(=O)_2-OH}.
\mathrm{HNO_3:} estrutura com \mathrm{N} central ligado a três \mathrm{O}, um \mathrm{OH} e os outros dois \mathrm{O} em ressonância contendo a carga negativa; representações canônicas: \mathrm{HO-N^{+}(=O)-O^{-}} \leftrightarrow \mathrm{HO-N^{+}-O(=O)^{-}}.
\mathrm{H_2CO_3:} estrutura com \mathrm{C} central, uma dupla \mathrm{C=O} e dois grupos \mathrm{C–O–H} (dois \mathrm{OH}); todas as cargas formais zero. Fórmula estrutural: \mathrm{HO-C(=O)-OH}.
\mathrm{HClO_4:} estrutura com \mathrm{Cl} central, três ligações duplas \mathrm{Cl=O} e uma ligação simples \mathrm{Cl–O–H} (um grupo \mathrm{OH}); cargas formais minimizadas. Fórmula estrutural: \mathrm{HO-Cl(=O)_3} (ou \mathrm{Cl(=O)_3-OH}).
\mathrm{H_2S:} estrutura com \mathrm{S} central, duas ligações simples \mathrm{S–H} e dois pares isolados em S (ângulo dobrado); todas as cargas formais zero. Fórmula estrutural: \mathrm{H–S–H} (com dois pares isolados em \mathrm{S}).

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